Question

下列叙述不正确的是（　　）

• A、0.1 mol?L^-1 NaOH溶液与0.2 mol?L^-1 CH₃COOH溶液等体积混合后：c（CH₃COOH）+c（CH₃COO^-）=0.1mol?L^-1
• B、常温下，将CH₃COONa和HCl两溶液混合呈中性的溶液中：c（Na⁺）＞c（Cl^-）=c （CH₃COOH）
• C、pH相等的①NH₄Cl、②（NH₄）₂SO₄、③NH₄HSO₄溶液，c（NH₄⁺）大小顺序为①=②＞③
• D、25℃时，pH=a的盐酸与pH=b的Ba（OH）₂溶液等体积混合后，恰好完全反应，则a+b=13

Answer 1

考点：离子浓度大小的比较

专题：电离平衡与溶液的pH专题,盐类的水解专题

分析：A、根据物料守恒，分析解答；
B、常温下，将CH₃COONa和HCl两溶液混合呈中性，得到CH₃COONa、NaCl和CH₃COOH的混合溶液；
C、从两个角度考虑，一是相同pH的（NH₄）₂SO₄与NH₄Cl溶液的水解程度是否相等，二是NH₄HSO₄电离时产生H⁺使溶液呈酸性，NH₄⁺的水解被抑制，以此来解答；
D、盐酸和氢氧化钡溶液等体积混合恰好完全反应，则氢氧根与氢离子的物质的量相等，根据溶液的pH计算出a+b．

解答： 解：A、0.1mol/L的NaOH溶液与0.2mol/L的醋酸溶液混合后，注所得混合溶液中的溶质是0.05mol/L的CH₃COONa和0.05mol/L的CH₃COOH，根据物料守恒可知：c（CH₃COOH）+c（CH₃COO^-）=0.1 mol?L^-1，故A正确；
B、由于混合后呈中性，故加入的HCl的量远小于CH₃COONa的量，故（Na⁺）＞c（Cl^-）；所得溶液中的溶质有：CH₃COONa、CH₃COOH和NaCl，根据电荷守恒有：
c（H⁺）+c（Na⁺）=c（OH^-）+c（CH₃COO^-）+c（Cl^-），由于溶液呈中性，故有：c（H⁺）=c（OH^-），从而可知：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）+c（Cl^-） ①；
而根据溶液中所有的Na⁺、CH₃COO^-和CH₃COOH均来自于CH₃COONa可知：c（Na⁺）=c（CH₃COO^-）+c（CH₃COOH） ②，结合①②可知c（Cl^-）=c（CH₃COOH），故B正确；
C、相同pH的（NH₄）₂SO₄与NH₄Cl溶液中，都是强酸弱碱盐，根据溶液呈电中性可判断二者NH₄⁺浓度相等，由于NH₄HSO₄电离时产生H⁺使溶液呈酸性，NH₄⁺的水解被抑制，因此NH₄HSO₄中NH₄⁺的浓度小于（NH₄）₂SO₄，c（NH₄⁺）大小顺序为①=②＞③，故C正确；
D、pH=a的盐酸中氢离子浓度为10^-amol/L，pH=b的氢氧化钡溶液中氢氧根离子浓度为：10^b-14mol/L，两溶液等体积混合后恰好完全反应，则氢离子和氢氧根的物质的量的一定相等，即：10^-amol/L×V=10^b-14mol/L×V，则a+b=14，故D错误；
故选D．

点评：本题考查了pH的简单计算、酸碱混合的定性判断，题目难度中等，注意有关溶液pH的计算方法，明确溶液酸碱性与溶液pH的关系，选项A为易错点，应注意混合后溶液体积的变化对浓度的影响．